全國高中學生化學競賽基本要求晶體結構

分子晶體、原子晶體、離子晶體和金屬晶體。晶胞（定義、晶胞參數和原子坐標）及以晶胞為基礎的計算。點陣（晶格）能。配位數。晶體的堆積與填隙模型。常見的晶體結構類型：NaCl、CsCl、閃鋅礦（ZnS）、螢石（CaF2）、金剛石、石墨、硒、冰、干冰、金紅石、二氧化硅、鈣鈦礦、鉀、鎂、銅等。第3章晶體結構

基本要求：1、掌握晶體的特征，晶格的類型。

2、掌握晶格能的意義、有關計算及其應用.

3、掌握各種晶體類型的特征及其與化合物性質的關系。

4、初步了解離子極化的概念及其應用。

固體可分為晶體(crystal)和非晶體(noncrystal)兩大類。晶體物質的質點（分子、原子、離子）做有規則的排列，而無定形態物質的質點呈混亂分布。

固體非晶體晶體單晶：單一的晶體多面體；雙晶：兩個體積大致相當的單晶按一定規則生長；

晶簇：單晶以不同取向連在一起；多晶：看不到規則外形的晶態質。依晶體的凸多面體的數目對晶體的分類：固體非晶體晶體依晶體的凸多面體的數目對晶體的分類：單晶：單一的晶體多面體；雙晶：兩個體積大致相當的單晶按一定規則生長；

晶簇：單晶以不同取向連在一起；多晶：看不到規則外形的晶態質。3-1晶體

3-1-1晶體的宏觀特征

1、晶體的自范性：晶體能夠自發地呈現封閉的規則凸多面體的外形。2、晶體的對稱性：晶體具有宏觀對稱性。

3、晶體的均一性：晶體的質地均勻，具有確定的熔點。

4、晶體的各向異性：晶體的某些物理性質隨晶體的取向不同而異。

因生長條件不同，同一晶體可能有不同的幾何外形。但不同外形的同一種晶體的晶面夾角不變.（如圖中的R面和m面夾角恒為38°12′40″)自然生長的水晶晶體晶面夾角不變定律：確定的晶面之間二面角——“晶面夾角”是不變的.小結：1.晶體的本質特征是“自范性”，即：晶體能夠自發地呈現封閉的規則凸多面體的外形。2.晶面夾角不變定律：確定的晶面之間二面角——“晶面夾角”是不變的。3.晶體的宏觀特征：自范性?對稱性?均一性和各向異性。平移對稱性：在晶體中，相隔一定距離，總有完全相同的原子排列出現。這種呈現周期性的整齊排列是單調的，不變的。3-1-2晶體的微觀特征——平移對稱性晶體的宏觀對稱性是晶體的微觀對稱性的體現。

非晶態物質不具有平移對稱性。晶體微觀對稱性(上)與它的宏觀外形(下)的聯系晶體的宏觀特征是晶體的微觀特征的表象。晶態與非晶態微觀結構的對比

晶體微觀空間里的原子排列，無論近程遠程，都是周期有序結構（平移對稱性），而非晶態只在近程有序，遠程則無序，無周期性規律。

3-2晶胞

3-2-1晶胞的基本特征(P41)晶胞(unitcell)：晶體結構中具有代表性的最小重復單位。晶格:組成晶體的質點（分子、原子、離子）以確定位置的點在空間作有規則的排列，這些點群具有一定的幾何形狀，稱為結晶格子。晶格結點:每個質點在晶格中所占有的位置稱為晶格的結點。1、晶體是由完全等同的晶胞無隙并置地堆積而成的。

A、完全等同：

a、化學上等同：晶胞里原子的數目和種類完全相同。

b、幾何上等同：晶胞的形狀、取向、大小、晶胞里原子的排列完全相同.

B、無隙并置：即一個晶胞與它的比鄰晶胞完全共頂角、共面、共棱的，取向一致，無間隙，從一個晶胞到另一個晶胞只需平移，不需轉動，進行或不進行平移操作，整個晶體的微觀結構不可區別.即晶胞具有平移性.

例3-1：

2、晶胞的種類：習慣選用的晶胞是三維的平行六面體，稱為布拉維晶胞。

晶胞3-2-2布拉維系

1、晶胞參數：布拉維晶胞的邊長與夾角叫晶胞參數。

晶角：α、β、γ。

晶柱：a、b、c。

2、布拉維系的種類：按晶胞參數的差異將晶體分成七種晶系。立方cubic(c)a=b=cα=β=γ=9001個晶胞參數a四方tetragonal(t)a=b≠cα=β=γ=9002個晶胞參數ac正交orthorhomic(o)a≠b≠cα=β=γ=9003個晶胞參數abc單斜monoclinic(m)a≠b≠cα=γ=900

β≠9004個晶胞參數abcβ三斜anorthic(a)a≠b≠cα≠β≠γ6個晶胞參數abcαβγ六方hexagonal(h)a=b≠cα=β=900γ=12002個晶胞參數ac菱方rhombohedeal(R)a=b=cα=β=γ2個晶胞參數aα晶胞按平行六面體幾何特征的分類——布拉維系按帶心型式分類，將七大晶系分為14種型式。例如，立方晶系分為簡單立方、體心立方和面心立方三種型式。三維點陣的14種布拉維點陣型式

3-2-3晶胞中原子的坐標與計數

原子坐標：以x、y、z分別表示a、b、c晶柱上的距離。

習慣：1＞│x(y、z)│≥0

頂點原子坐標：0，0，0

體心原子坐標：1/2，1/2，1/2

ab面心原子坐標：1/2，1/2，0(ac：1/2，0，1/2；bc：0，1/2，1/2)

a柱中心原子坐標：1/2，0，0(c：0，0，1/2；b：0，1/2，0)晶胞中的原子坐標與計數舉例

3-2-4素晶胞與復晶胞——體心、面心、底心晶胞

素晶胞：晶胞微觀空間中的最小基本單元。符號：P

復晶胞：素晶胞的多倍體。復晶胞的分類：

1、體心晶胞：素晶胞的2倍體。符號：I。

特點：晶胞內任一原子作體心平移[原子坐標+(1/2,1/2,1/2)]必得到與它相同的原子。

2、面心晶胞：素晶胞的4倍體。符號：F。

特點：晶胞內任一原子作面心平移[原子坐標+(1/2,1/2,0)或(0,1/2,1/2)或(1/2,0,1/2)]必得到與它相同的原子。

3、底心晶胞：素晶胞的2倍體。符號:A(B﹑C)。

特點：晶胞內任一原子作底心平移。

A底心：原子做[原子坐標+(0,1/2,1/2)]平移得到與它相同的原子。

B底心：原子做[原子坐標+(1/2,0,1/2)]平移得到與它相同的原子。

C底心：原子做[原子坐標+(1/2,1/2,0)]平移得到與它相同的原子。3-2-514種布拉維點陣型式

布拉維證明：布拉維系的7種晶胞結合素晶胞和復晶胞，共計14種晶胞。

3-3點陣晶系（自學）。

按照晶格上質點的種類和質點間作用力的實質（化學健的鍵型）不同，晶體可分為四種基本類型。

1.離子晶體：晶格上的結點是正、負離子。2.原子晶體；晶格上的結點是原子。3.

分子晶體：晶格結點是極性分子或非極性分子。4.金屬晶體：晶格上結點是金屬的原子或正離子。晶體的基本類型

3-4金屬晶體

3-4-1金屬鍵一、金屬鍵的概念：金屬晶體中原子間的化學作用力稱為金屬鍵。

金屬鍵強度的度量：金屬的原子化熱（升化熱）：

單位物質的量（1mol)的金屬由結晶態轉變為氣態自由原子所需的能量。即下列過程的能量：

M(s)→M(g)△LHθ

金屬鍵強度的影響因素：

a、原子半徑越小，金屬鍵越強；

b、成鍵電子數（價電子數）越多，金屬鍵越強；

c、金屬的堆積方式越緊密，原子半徑越小，金屬鍵越強。

△LHθ越大，內聚力就越大，表示金屬鍵越強。即原子化熱越高，金屬鍵強度越大。內聚力越大，金屬的熔點、沸點及硬度就越大。

二、金屬鍵的本質

1、電子氣(自由電子)理論

價鍵理論在金屬晶體中的應用。金屬晶體由金屬原子、金屬離子以及在金屬晶體中自由運動的電子組成。為什么銅的原子化熱大于鋅？受外力作用金屬原子移位滑動不影響電子氣對金屬原子的維系作用。

經典的金屬鍵理論叫做電子氣理論。它把金屬鍵形象地描繪成從金屬原子上“脫落”下來的大量自由電子形成可與氣體相比擬的帶負電的“電子氣”，金屬原子則“浸泡”在“電子氣”的“海洋”之中.電子氣理論對金屬延展性的解釋

或者說，較多的金屬原子和金屬離子依靠共用較少的電子結合形成金屬鍵。金屬鍵與共價鍵的相同之處：都是靠共用電子把原子結合在一起金屬鍵與共價鍵的區別：共價鍵是共用定域的電子對；金屬鍵是共用數目不定的、較少的、不定域電子。金屬鍵特點：沒有方向性和飽和性。金屬原子應盡可能的采取緊密堆積以共用更多的電子。

2、能帶理論

分子軌道理論在金屬晶體中的應用。

要點如下：

A、所有的價電子屬于整個金屬晶體的原子所共有。

B、金屬晶體中，金屬原子的原子軌道可以組成分子軌道。

以鋰為例。氣態時Li2分子：(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2。固態時鋰Lin晶體：n個能級(分子軌道)構成能帶。

C、依原子軌道不同，金屬晶體中可以有不同的能帶。

滿帶：由充滿電子的能級所形成的低能量能帶。

空帶:分子軌道全都沒有電子

導帶：由未充滿電子的原子軌道能級所形成的高能量能帶。

帶隙(禁帶寬度)：能帶與能帶之間的能量差。通常情況下，禁帶寬度較大，電子不能從低能帶向高能帶躍遷。

導帶內能級之間的能量差很小，電子獲得外來能量可在帶內相鄰能級中自由運動。

具有導帶的金屬晶體可以導電。

D、金屬中相鄰的能帶有時可以互相重疊。如金屬鈹Be，1s、2s能帶都是滿帶，2p能帶是空帶。2s和2p能帶有部分重疊。能帶的互相重疊又形成了導帶，能導電。根據晶體中能帶的充填情況(滿帶、導帶、禁帶寬度)，可以區分晶體是導體、半導體以及絕緣體。2S2

2P0Li、NaBe、MgSi、Ge金剛石

導體：存在導帶或滿帶與空帶相互重疊。

半導體：沒有導帶，一般情況下不導電。

禁帶寬度較小，通常<3eV。當光照或加熱時，滿帶中的電子獲得能量可以躍遷到空帶上，形成導帶從而導電。一旦失去外來能量，躍遷的電子重又回到原來的能帶，形成滿帶和空帶，不能導電。

絕緣體：沒有導帶，不能導電。

禁帶寬度較大，通常>5eV。當光照或加熱時，電子不能躍遷不能導電。能帶理論對金屬導電的解釋：第一種情況：金屬具有部分充滿電子的能帶－導帶，在外電場作用下，導帶中的電子受激，能量升高，進入同一能帶的空軌道，沿電場的正極方向移動，同時，導帶中原先充滿電子的分子軌道因失去電子形成帶正電的空穴，沿電場的負極移動，引起導電。第二種情況：金屬的滿帶與空帶或滿帶與導帶之間沒有帶隙，是重疊的，電子受激可以從滿帶進入重疊著的空帶或者導帶，引起導電。能帶理論是一種既能解釋導體，又能解釋半導體和絕緣體性質的理論。P142

把金屬晶體看成是由直徑相等的圓球狀金屬原子在三維空間堆積構建而成的模型叫做金屬晶體的堆積模型。

金屬晶體堆積模型有三種基本形式——體心立方堆積、六方最密堆積和面心立方最密堆積。3-4-2金屬晶體的堆積模型1.體心立方堆積配位數：每個原子周圍的相鄰原子數。空間占有率=68.02%

金屬原子分別占據立方晶胞的頂點位置和體心位置。每個金屬原子周圍第一層(距離最近的)原子數(配位數)是8，第二層(次近的)是6，……體心立方堆積的配位數為8。2.簡單立方堆積占有率=52.36%把體心立方堆積的晶胞中的體心抽走。簡單立方堆積的配位數為6。空間利用率太低，導致立方堆積金屬鍵很弱，金屬晶體不穩定，幾乎沒有金屬采取立方堆積。3.六方最密堆積空間占有率=74.05%將第一層球稱為A球，第二層球稱為B球。得到ABAB……的垛積（配位數為12）。這是兩層為一個周期的垛積。六方最密堆積的配位數為124.立方面心最密堆積將六方最密堆積三維垛積取……ABCABCABCABC……三層為一周期的垛積方式（配位數為12），這種三層為一周期的最密堆積被稱為面心立方最密堆積。空間占有率=74.05%配位數：12；5.金屬堆積方式小結（1）簡單立方堆積Po堆積模型簡單立方堆積（b）體心立方（A2型）（2）體心立方堆積K、R、CS、Li、

Na、Cr、Mo、W空間占有率：68.02%體心立方堆積體心立方結構

常見體心立方的金屬有-Fe、V、Mo等，晶格中原子坐標為[0,0,0]，[1/2,1/2,1/2]。晶胞中原子數為：

（a）面心立方（A1型）74.05%面心立方結構常見面心立方的金屬有Au、Ag、Cu、Al、-FeSr、Ca、Ni等，晶格結構中原子坐標分別為[0,0,0]，[0,1/2,1/2]，[1/2,0,1/2]，[1/2,1/2,0]。晶胞中所含原子數為4。（4）六方密堆積六方密堆積（A3型）74.05%六方密堆積結構

Zn、Mg、La、Y、Cd、Ti、Co等是常見的密排六方結構的金屬，原子分布除了簡單六方點陣的每個陣點[0,0,0]上有原子外，在六方棱柱體內還有3個原子。如用平行六面體坐標表示，其坐標為[1/3,2/3,1/2]或[2/3,1/3,1/2]。

3-5-1離子的特征

1、離子電荷離子的形式電荷：簡單離子的核電荷與其核外電子數的代數和。離子的有效電荷：離子在靜電作用中表現出來的電荷。離子有效電荷的影響因素：離子形式電荷、離子半徑、離子的電子層構型。

3-5離子晶體

定義：存在大量陰陽離子的晶體。離子鍵：陰陽離子通過靜電作用力形成的化學鍵。

A、簡單陽離子的構型：

a、2電子構型：1s2。第二周期s區族價陽離子。Li+,Be2+b、8電子構型：(n-1)s2(n-1)p6。

s區族價陽離子；第三周期p區族價陽離子；d區ⅢB-ⅧB族價陽離子；部分f區陽離子。Na+

c、18電子構型：(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10。

ds區表現族價的陽離子；p區過渡元素后族價陽離子。Zn2+,Cu+,Pb4+

2、離子構型

離子構型：處于基態的離子電子層構型。

e、18+2電子構型：

(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2。

p區低于族價的陽離子。Sn2+,Pb2+B、離子構型對離子有效電荷的影響：離子電子的屏蔽作用越小，有效核電荷越大，離子有效正電荷越大。離子的d電子數越多，離子有效正電荷越大。d、9-17電子構型：

(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d1-9。

d區非族價陽離子。Fe3+,Cu2+

即在離子電荷和離子半徑相同的條件下，離子構型不同，正離子的有效正電荷的強弱不同，順序為：

8e<(9-17)e<18e或(18+2)e

這是由于d電子在核外空間的概率分布比較松散，對核內正電荷的屏蔽作用較小，所以d電子越多，離子的有效正電荷越大。

3、離子半徑離子半徑有不確定的含義。當陰、陽離子間的靜電作用力達到平衡時，離子間的核間距：

d=r++r-

實驗證明：陰、陽離子或者彼此保持一定距離，或者相互有一定的重疊。離子的有效半徑：陰、陽離子在相互作用時所表現的半徑。核間距通過x射線衍射實驗測得。確定方法：①哥兒智密特(Goldschmidt)1929年,

以rF-=133pmrO2-=132pm為標準②阿侖斯(Ahrens)1952年,

Ｉ電離能推出r，以rO2-=140pm為標準③鮑林(Pauling)

離子核外電子排布推出r，以rF-=136pmrO2-=140pm為標準離子半徑:是根據實驗測定離子晶體中正負離子平衡核間距估算得出的。

同一離子的離子半徑在不同類型的晶體結構中因作用力不同而有差異。

溫度會影響離子半徑的大小。目前測定的離子半徑是在統一溫度下，以NaCl晶體構型(配位數是6)為標準，對其余晶體構型的離子半徑作一定的校正。

常見的單原子離子半徑數據：

哥兒智密特半徑、泡林半徑、夏農半徑。多原子離子的熱化學半徑：151頁表3-5。

原子半徑與離子半徑的關系：

陽離子半徑小于其原子半徑，陰離子半徑大于其原子半徑。

3-5-2離子鍵

定義：陰陽離子通過靜電作用力形成的化學鍵。

1、離子鍵的特點：

a、離子鍵的本質是靜電作用力；

b、離子鍵沒有方向性；

c、離子鍵沒有飽和性。離子的配位數：離子周圍相反電荷的離子數目。

配位多面體與離子半徑的關系：配位多面體配位數半徑比(r+/r-)范圍平面三角形30.155~0.225四面體40.225~0.414八面體60.414~0.732立方體80.732~1.000六方八面體121.000例如NaClr+/r-=0.95/1.81=0.53配位數為6，屬NaCl型CsClr+/r-=1.69/1.81=0.94配位數為8，屬CsCl型NaCl

ZnS

CsCl晶體類型不能嚴格地采用上法①半徑比嚴格地應用于離子型晶體，而大多數化合物具有共價性。②此法假定離子是硬的球體.

例如RbClr+/r-=147/181=0.8但為NaCl型③不能準確已知離子半徑④由于離子的極化，影響其構型。GeO2r+/r-=53/132=0.4有兩種構型:NaCl型ZnS型正負離子半徑比處于交界處時,可能有兩種結構.2、離子鍵與共價鍵的過渡：

典型的共價鍵：只有電子對的共用，沒有電子對的偏移，沒有電性作用，非極性。

典型的離子鍵：只有電性作用，沒有電子對的共用(沒有原子軌道的重疊)，強極性。

沒有100%的離子鍵：離子鍵有或多或少的原子軌道的重疊。

沒有100%的共價鍵：共價鍵有或多或少的電性作用。共價鍵中含有離子鍵的成分；離子鍵中含有共價鍵的成分。

決定鍵型過渡的因素：鍵的極性。鍵的極性大小由形成鍵的兩個原子的電負性差值決定。泡林提出鍵的離子性百分數來表示共價鍵與離子鍵的相對成分及所屬鍵型。鍵的離子性百分數大于50%則是離子鍵為主，小于50%則是共價鍵為主。兩個原子的電負性差值大于1.7則是離子鍵為主，小于1.7則是共價鍵為主。用電負性差值大小來衡量共價鍵的離子性百分數

3-5-3晶格能離子鍵強度的定量描述。離子鍵的鍵能：

MA

(g)→M(g)+A(g)△rHθ

(M-A)

離子鍵的鍵能沒有實際應用的價值。

1、晶格能的概念：

定義：將1摩爾離子晶體里的陰陽離子完全氣化而遠離所需吸收的能量叫晶格能。

符號：UMA(s)→M+(g)+A-(g)△rHθ=U

2、晶格能大小的影響因素：離子電荷、離子半徑以及離子晶體的構型。

離子電荷越高，半徑越小，晶格能越大。

3、晶格能與離子晶體性質的關系：晶格能影響離子晶體的許多物理性質。

對于同類型(晶體結構一致)的離子晶體來說，晶格能越大，則離子晶體的熔點、沸點越高，硬度越大，化合物越穩定。見書154頁表3-8。

某些離子晶體的晶格能以及晶體中的離子電荷、核間距、晶體的熔點、硬度AB型離子晶體最短核間距ro/pm晶格能U/kJ·mol–1

熔點m.p./oC摩氏硬度NaF2319239933.2NaCl2827868012.5NaBr298747747>2.5NaI323704661>2.5MgO210379128526.5CaO240340126144.5SrO257322324303.5BaO256305419183.3

4、晶格能的測定實驗測定和理論計算。

a、實驗測定：

MA(s)→M+(g)+A-(g)△rHθ=U

間接測定：玻恩-哈伯循環。

Born-Haber循環K(g)Br(g)U-+KBr(s)+升華焓電離能氣化熱電子親和能+++=++則：U=689.1kJ·mol-1=89.2kJ·mol-1=418.8kJ·mol-1=15.5kJ·mol-1=96.5kJ·mol-1=-324.7kJ·mol-1=-689.1kJ·mol-1=-393.8kJ·mol-1上述數據代入上式求得：+++++=b、理論計算：理論公式、半經驗公式，很多。例見書154頁。Born-Lande公式Калустинский公式1、典型的晶胞類型：

氯化銫型：簡單立方晶胞；配位數8:8離子晶體結構的基本內涵是各種離子的空間關系，可通過如下五個角度分析：a.晶胞類型；b.離子坐標；c.堆積—填隙模型；d.配位多面體模型；e.對稱性。3-5-4離子晶體結構模型氯化鈉型：面心立方晶胞；配位數6:6硫化鋅(閃鋅礦)型：面心立方晶胞；配位數4:4氟化鈣(螢石)型：面心立方晶胞；配位數8:4

●F-

，●Ca2+

鈦酸鈣(鈣鈦礦)型：簡單立方晶胞；

金紅石型(TiO2)

：四方晶胞。配位數6:3，

典型晶體結構的相關型。5種離子晶體結構的代表物種常見的離子晶體化合物晶體結構型實例氯化銫型氯化鈉型

閃鋅礦型螢石型

金紅石型CsCl，CsBr，CsI，TlCl，NH4Cl鋰鈉鉀銣的鹵化物，氟化銀，鎂鈣鍶鋇的氧化物，硫化物，硒化物鈹的氧化物、硫化物、硒化物鈣、鉛、汞（II）的氟化物，鍶和鋇的氯化物，硫化鉀鈦、錫、鉛、錳的二氧化物，鐵、鎂、鋅的二氟化物

2、離子晶體的堆積—填隙模型

堆積—填隙模型：大離子(陰離子)緊密堆積，小離子(陽離子)填入大離子的空隙。

a、簡單立方堆積的空隙：

立方體空隙(CN=8)。若空隙都填滿陽離子(填隙率100%)，則陰陽離子個數比為1:1，則形成氯化銫結構。若空隙的一半填滿陽離子(填隙率50%)，則陰陽離子個數比為2:1，則形成氟化鈣結構。b、面心立方堆積的空隙：

八面體空隙(CN=6)、四面體空隙(CN=4)。堆積球與八面體空隙、四面體空隙之比是1:1:2。

若陽離子做四面體空隙的填隙，填隙率50%，則陰陽離子個數比為1:1，則形成硫化鋅結構。若陽離子做四面體空隙的填隙，填隙率25%，則形成鈣鈦礦結構。3-6分子晶體與原子晶體若陽離子做八面體空隙的填隙，填隙率100%，則陰陽離子個數比為1:1，則形成氯化鈉結構。在分子晶體中，分子之間的作用力是是一種很弱分子間力（范德華力和氫鍵）。因而分子晶體的特點：熔沸點低；硬度小；導電性差；無網狀氫鍵時一般性柔，有網狀氫鍵時性脆；水溶性視其極性而定。例如干冰晶體和碘晶體。一、分子晶體二氧化碳晶體結構示意（一個CO2周圍有12個CO2）干冰原子晶體是原子之間以共價鍵結合而組成的晶體。

金剛石和石英（SiO2）是最典型的原子晶體，其中的共價鍵形成三維骨架網絡結構（后者可以看成是前者的C-C鍵改為Si-Si鍵而又在其間插入一個氧原子，構成以氧橋連接的硅氧四面體共價鍵骨架。二、原子晶體特點：熔沸點高，不溶于水，硬度大，導電性一般較差，無延展性。

補充：離子極化一、概念：離子在外電場作用下受到誘導會產生誘導偶極。

離子的極化作用：一種離子使異號離子極化而變形的作用。

離子的變形性：被異號離子極化而發生電子云變形的性能，稱為該離子的變形性。陰、陽離子同時具有極化作用和變形性。

通常：陽(陰)離子的極化作用相對較強(弱)，變形性相對較弱(強)。

因此：考慮陽離子對陰離子的極化。當陽離子有較強變形性時，陰離子的誘導偶極會反過來誘導陽離子，產生附加極化，使陽離子發生變形，產生偶極。

二、極化作用和附加極化作用后果：使陰、陽離子間產生額外吸引力，導致陰陽離子更為靠近，甚至有可能使兩個離子的電子云發生互相重疊。

離子極化對化學鍵型的影響：離子極化使得離子電子云發生變形，進而部分重疊，將削弱離子鍵的極性，鍵長變短，從離子鍵向共價鍵過渡。

三、陰陽離子極化作用和變形性強弱的規律：

A、陽離子：

1、離子正電荷越大，半徑越小，極化作用越強。（離子勢

Φ=Z+/r+)

2、離子電子層結構的影響：

18或18+2電子層的離子極化力>9-17電子層的離子>8電子層的離子。

3、相同電子層結構離子，離子半徑越小，極化作用越強，半徑越大，變形性越大。

4、

18、18+2和9-17電子層的離子，有較大的變形性。

B、陰離子：

1、電子層結構相同的陰離子負電荷越大，變形性越大；半徑越大，變形性越大。

2、一些復雜的無機陰離子極化作用、變形性都不顯著,尤其是對稱性高的陰離子集團,

復雜陰離子中心離子(成酸元素)氧化數越高，變形性越小。

ClO4-<F-<NO3-<CN-<Cl-<Br-<I-<SO42-<CO32-<O2-<S2-